Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро


Растворы неэлектролитов. Давление пара растворителя над раствором. Закон Рауля. Явление криоскопии и эбуллиоскопии. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа



Скачать 132.19 Kb.
страница19/34
Дата11.01.2019
Размер132.19 Kb.
ТипЗакон
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   ...   34
18. Растворы неэлектролитов. Давление пара растворителя над раствором. Закон Рауля. Явление криоскопии и эбуллиоскопии. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Растворы неэлектролитов. Неэлектролитами называются вещества, растворы которых не проводят электрический ток. Неэлектролиты – это вещества с неполярной или малополярной ковалентной связью, в растворах они находятся в виде молекул. Разбавленные растворы неэлектролитов проявляют коллигативные свойства, то есть такие свойства и закономерности, которые зависят только от количества частиц в растворе (концентрации) и не зависят от природы этих частиц.Если в замкнутый сосуд, из которого предварительно удалили воздух, поместить чистый растворитель, например, воду (рис. 27), то в результате естественного процесса испарения над жидкостью образуется пар. Он будет состоять из молекул жидкости, оторвавшихся от ее верхнего слоя в результате своего хаотического теплового движения и перешедших в газовую фазу. На совершение данного процесса необходимо затратить определенное количество энергии, чтобы преодолеть силы притяжения между молекулами жидкой фазы. Эндотермический процесс испарения обратим. По мере накопления молекул в газовой фазе над поверхностью жидкости одновременно начнет протекать и обратный процесс – конденсация пара, т.е. переход молекул растворителя обратно в жидкость. Причем конденсация является экзотермическим процессом и сопровождается выделением теплоты. Первый закон Рауля. Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причем коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. https://studfiles.net/html/2706/66/html_h4l1i24n8y.6yvw/img-x6xbya.png, где РA0 – давление пара чистого растворителя, Р– давление пара растворителя над раствором, Х– мольная доля растворенного вещества. Эбулиоскопия  метод определения молекулярных масс по повышению точки кипения раствора. Температурой кипения раствора называют температуру, при которой давление пара над ним становится равным внешнему давлению. Если растворенное вещество нелетуче, то пар над раствором состоит из молекул растворителя. Такой раствор начинает кипеть при более высокой температуре (Т) по сравнению с температурой кипения чистого растворителя (Т0). Разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя при данном постоянном давлении называется повышением температуры кипения раствора. Эта величина зависит от природы растворителя и концентрации растворенного вещества. Жидкость кипит, когда давление насыщенного пара над ней равно внешнему давлению. При кипении жидкий раствор и пар находятся в равновесии. Можно показать, что в случае, если растворенное вещество нелетуче, повышение температуры кипения раствора подчиняется уравнению



http://ok-t.ru/studopediaru/baza2/3092659608497.files/image190.gif, (32) Криоскопия  метод определения молекулярных масс по понижению температуры замерзания раствора. При охлаждении растворов наблюдается их замерзание. Температура замерзания – температура, при которой образуются первые кристаллы твердой фазы. Если эти кристаллы состоят только из молекул растворителя, то температура замерзания раствора (Т) всегда ниже температуры замерзания чистого растворителя (Тпл). Разность температур замерзания растворителя и раствора называют понижением температуры замерзания раствора. Количественная зависимость понижения температуры замерзания от концентрации раствора выражается следующим уравнением:

http://ok-t.ru/studopediaru/baza2/3092659608497.files/image192.gif, (33) О́смос — процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя). Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану (осмос). Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя. Закон Вант-Гоффа При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два—четыре раза

19. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Связь степени диссоциации с изотоническим коэффициентом. Слабые и сильные электролиты. Равновесие в растворах слабых электролитов. Закон разбавления Освальда . 

Раствор электролита– это раствор, который способен проводить электрический ток. Изотонический коэффициент показывает во сколько раз реальное число частиц растворенного вещества больше чем теоретически ожидаемое (если предполагать, что вещество в растворе присутствует только в виде молекул). Для идеальных растворов электролитов i>1 Степень диссоциации ( ) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (Nдис.) к общему числу молекул растворенного вещества (Nобщ.). связь м/у изотон. коэф. и степ. диссоц. i=1+альфа(k-1) или альфа=(i-1)(k-1). СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства. К сильным электролитам относятся : Растворимые соли, Многие неорганические кислоты,  Основания щелочных СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы. При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак  обратимости. К слабым электролитам относятся:  почти все органические кислоты и вода (Н2О); Некоторые  неорганические кислоты, нерастворимые гидроксиды металлов. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо. Уравнение реакции диссоциации можно в общем виде представить как : https://studfiles.net/html/1549/349/html_fzfuaygsjw.5g55/img-axa6bg.pngКонстанта равновесия для процесса диссоциации слабого электролита называется константой диссоциации (КД) Константа диссоциации (КД) зависит от природы диссоциирующего вещества, растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем больше численное значение КД, тем в большей степени диссоциирует электролит. Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора.





Поделитесь с Вашими друзьями:
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   ...   34


База данных защищена авторским правом ©zodorov.ru 2017
обратиться к администрации

    Главная страница